1 строение электронных оболочек атомов. Химия (Строение атома) (презентация)

Атом - наименьшая частица вещества, неделимая химическим путем. В XX веке было выяснено сложное строение атома. Атомы состоят из положительно заряженного ядра и оболочки, образованной отрицательно заряженными электронами. Общий заряд свободного атома равен нулю, так как заряды ядра и электронной оболочки уравновешивают друг друга. При этом величина заряда ядра равна номеру элемента в периодической таблице (атомному номеру ) и равна общему числу электронов (заряд электрона равен −1).

Атомное ядро состоит из положительно заряженных протонов и нейтральных частиц - нейтронов , не имеющих заряда. Обобщенные характеристики элементарных частиц в составе атома можно представить в виде таблицы:

Число протонов равно заряду ядра, следовательно, равно атомному номеру. Чтобы найти число нейтронов в атоме, нужно от атомной массы (складывающейся из масс протонов и нейтронов) отнять заряд ядра (число протонов).

Например, в атоме натрия 23 Na число протонов p = 11, а число нейтронов n = 23 − 11 = 12

Число нейтронов в атомах одного и того же элемента может быть различным. Такие атомы называют изотопами .

Электронная оболочка атома также имеет сложное строение. Электроны располагаются на энергетических уровнях (электронных слоях).

Номер уровня характеризует энергию электрона. Связано это с тем, что элементарные частицы могут передавать и принимать энергию не сколь угодно малыми величинами, а определенными порциями - ква́нтами. Чем выше уровень, тем большей энергией обладает электрон. Поскольку чем ниже энергия системы, тем она устойчивее (сравните низкую устойчивость камня на вершине горы, обладающего большой потенциальной энергией, и устойчивое положение того же камня внизу на равнине, когда его энергия значительно ниже), вначале заполняются уровни с низкой энергией электрона и только затем - высокие.

Максимальное число электронов, которое может вместить уровень, можно рассчитать по формуле:
N = 2n 2 , где N - максимальное число электронов на уровне,
n - номер уровня.

Тогда для первого уровня N = 2 · 1 2 = 2,

для второго N = 2 · 2 2 = 8 и т. д.

Число электронов на внешнем уровне для элементов главных (А) подгрупп равно номеру группы.

В большинстве современных периодических таблиц расположение электронов по уровням указано в клеточке с элементом. Очень важно понимать, что уровни читаются снизу вверх , что соответствует их энергии. Поэтому столбик цифр в клеточке с натрием:
1
8
2

на 1-м уровне - 2 электрона,

на 2-м уровне - 8 электронов,

на 3-м уровне - 1 электрон
Будьте внимательны, очень распространенная ошибка!

Распределение электронов по уровням можно представить в виде схемы:
11 Na)))
2 8 1

Если в периодической таблице не указано распределение электронов по уровням, можно руководствоваться:

• максимальным количеством электронов: на 1-м уровне не больше 2 e − ,
  на 2-м - 8 e − ,
  на внешнем уровне - 8 e − ;
• числом электронов на внешнем уровне (для первых 20 элементов совпадает с номером группы)

Тогда для натрия ход рассуждений будет следующий:

1. Общее число электронов равно 11, следовательно, первый уровень заполнен и содержит 2 e − ;
2. Третий, наружный уровень содержит 1 e − (I группа)
3. Второй уровень содержит остальные электроны: 11 − (2 + 1) = 8 (заполнен полностью)

* Ряд авторов для более четкого разграничения свободного атома и атома в составе соединения предлагают использовать термин «атом» только для обозначения свободного (нейтрального) атома, а для обозначения всех атомов, в том числе и в составе соединений, предлагают термин «атомные частицы». Время покажет, как сложится судьба этих терминов. С нашей точки зрения, атом по определению является частицей, следовательно, выражение «атомные частицы» можно рассматривать как тавтологию («масло масляное»).

2. Задача. Вычисление количества вещества одного из продуктов реакции, если известна масса исходного вещества.
Пример:

Какое количество вещества водорода выделится при взаимодействии цинка с соляной кислотой массой 146 г?

Решение:

1. Записываем уравнение реакции: Zn + 2HCl = ZnCl 2 + H 2
2. Находим молярную массу соляной кислоты: M (HCl) = 1 + 35,5 = 36,5 (г/моль)
   (молярную массу каждого элемента, численно равную относительной атомной массе, смотрим в периодической таблице под знаком элемента и округляем до целых, кроме хлора, который берется 35,5)
3. Находим количество вещества соляной кислоты: n (HCl) = m / M = 146 г / 36,5 г/моль = 4 моль
4. Записываем над уравнением реакции имеющиеся данные, а под уравнением - число моль согласно уравнению (равно коэффициенту перед веществом):
   4 моль x моль
   Zn + 2HCl = ZnCl 2 + H 2
   2 моль 1 моль
5. Составляем пропорцию:
   4 моль - x моль
   2 моль - 1 моль
   (или с пояснением:
   из 4 моль соляной кислоты получится x моль водорода,
   а из 2 моль - 1 моль)
6. Находим x:
   x = 4 моль 1 моль / 2 моль = 2 моль

Ответ: 2 моль.

лабораторные работы

практические занятия

самостоятельная аудиторная работа

самостоятельная домашняя работа (типовой расчет)

контроль (защиты, коллоквиумы, зачет, экзамен)

Учебники и учебные пособия

Н.В.Коровин. Общая химия

Курс общей химии. Теория и задачи (под ред. Н.В.Коровина, Б.И.Адамсона)

Н.В.Коровин и др. Лабораторные работы по химии

Календарный план

Электролиты,

Хим.эквива

гидролиз, ПР

Электр.форму-

13(2 )

ГЭ, электролиз,

27(13,16)

14(2 )

коррозия

Квант.числа

17(2 )

18(2 )

Хим.связь

Комплексы

Термодинамика

Кинетика.

6(2,3 )

Равновесие

Введение в курс химии

Химия в энергетическом институте – фундаментальная общетеоретическая дисциплина.

Химия – естественная наука, изучающая состав, строение, свойства и превращения веществ, а также явления, сопровождающие эти превращения.

	М.В.Ломоносов						Д.И.Менделеев
	“Химическая
							“Основах химии” 1871
	рассматривает		свойства
							г.) – “Химия –
	изменения
							учение об элементах и
	объясняет
							их соединениях”.
				химических

превращениях происходит”.

«Золотой век химии» (конец XIX начало XX веков)

Периодический закон Д.И.Менделеева (1896)

Понятие о валентности введенное Э.Франкландом (1853)

Теория строения органических соединений А.М.Бутлерова (1861-1863)

Теория комплексных соединений А.Вернера

Закон действующих масс М.Гультберга и Л.Вааге

Термохимия, разработанная в основном Г.И.Гессом

Теория электролитической диссоциации С. Аррениуса

Принцип подвижного равновесия А.Ле Шателье

Правило фаз Дж.В.Гиббса

Теория сложного строения атома Бора-Зоммерфельда (1913-1916)

Значение современного этапа развития химии

Понимание законов химии и их применение позволяет создавать новые процессы, машины, установки и приборы.

Получение электроэнергии, топлива, металлов, различных материалов, продуктов питания и т.п. непосредственно связано с химическими реакциями. Например, электрическую и механическую энергии в настоящее время в основном получают преобразованием химической энергии природного топлива (реакции горения, взаимодействия воды и ее примесей с металлами и т.п.). Без понимания этих процессов невозможно обеспечить эффективную работу электростанций и двигателей внутреннего сгорания.

Познание химии необходимо для:

- формирования научного мировоззрения,

- для развития образного мышления,

- творческого роста будущих специалистов.

Современный этап развития химии характеризуется широким использованием квантовой (волновой) механики для интерпретации и расчета химических параметров веществ и систем веществ и основан на квантово-механической модели строения атома.

Атом - сложная электромагнитная микросистема, являющаяся носителем свойств химического элемента.

СТРОЕНИЕ АТОМА

Изотопы – разновидности атомов одного химического

элемента, имеющие одинаковый порядковый номер, но разные атомные числа

Мr (Cl)=35*0,7543 + 37*0,2457 = 35,491

Основные положения квантовой механики

Квантовая механика - поведение движущихся микрообъектов (в том числе и электронов) – это

одновременное проявление, как свойств частиц, так и свойств волн – двойственная (корпускулярноволновая) природа.

Квантование энергии: Макс Планк (1900 г., Германия) –

вещества испускают и поглощают энергию дискретными порциями (квантами). Энергия кванта пропорциональна частоте излучения (колебания) ν :

h – постоянная Планка (6,626·10-34 Дж·с); ν=с/λ , с – скорость света, λ – длина волны

Альберт Эйнштейн (1905 г.) : любое излучение - это поток квантов энергии (фотонов) E = m· v 2

Луи де Бройль (1924 г., Франция): электрон также характеризуется корпускулярно-волновой двойственностью - излучение распространяется как волна и состоит из мелких частиц (фотонов)

		Частица – m,		mv , E =mv 2
	Волна - ,			E 2 = h = hv /
	Связал длину волны с массой и скоростью:
		Е1 = Е2 ;		H/ mv
	неопределенности			Вернер Гейзенберг (1927г.,
Германия)		произведение	неопределенностей		положения
(координаты)		частицы х и	импульса (mv) не		может быть

меньше h/2

х (mv) h/2 (- погрешность, неопределенность) Т.е. положение и импульс движения частицы принципиально невозможно определить в любой момент времени с абсолютной точностью.

Электронное облако Атомная орбиталь (АО)

Т.о. точное нахождение частицы (электрона) заменяется понятием статистической вероятности нахождения ее в определенном объеме (около ядерного) пространства.

Движение е- имеет волновой характер и описывается

2 dv - плотность вероятности нахождения е- в определенном объеме около ядерного пространства. Это пространство называется атомной орбиталью (АО) .

В 1926 г Шредингер предложил уравнение, которое математически описывает состояние е - в атоме. Решая его

находят волновую функцию . В простом случае она зависит от 3-х координат

Электрон несет отрицательный заряд, его орбиталь представляет собой определенное распределение заряда и называется электронное облако

КВАНТОВЫЕ ЧИСЛА

Введены для характеристики положения электрона в атоме в соответствии с уравнением Шредингера

1. Главное квантовое число (n )

Определяет энергию электрона - энергетический уровень

показывает размер электронного облака (орбитали)

принимает значения – от 1 до

n (номер энергетического уровня): 1 2 3 4 и т.д.

2. Орбитальное квантовое число (l ) :

определяет – орбитальный момент количества движения электрона

показывает – форму орбитали

принимает значения – от 0 до (n -1)

Графически АО изображается Орбитальное квантовое число: 0 1 2 3 4

Энергетический подуровень: s p d f g

Е увеличивается

l =0	s –подуровень s –АО
	p- подуровень р -АО

Каждому n соответствует определенное число значений l , т.е. каждый энергетический уровень расщепляется на подуровни. Число подуровней равно номеру уровня.

1-ый энерг.уровень → 1 подуровень → 1s 2-ой энерг.уровень → 2 подуровня → 2s2p 3-ий энерг.уровень → 3 подуровня → 3s 3p 3d

4-ый энерг.уровень → 4 подуровня → 4s 4p 4d 4f и т.д.

3. Магнитное квантовое число (m l )

определяет – значение проекции орбитального момента количества движения электрона на произвольно выделенную ось

показывает – пространственную ориентацию АО

принимает значения – от –l до + l

Любому значению l соответствует (2l +1) значений магнитного квантового числа, т.е. (2l +1) возможных расположений электронного облака данного типа в пространстве.

s - состояние – одна орбиталь (2 0+1=1) - m l = 0, т.к. l = 0

p - состояние – три орбитали (2 1+1=3)

m l : +1 0 -1, т.к. l =1

ml =+1

m l =0

m l = -1

Все орбитали, принадлежащие одному подуровню, имеют одинаковую энергию и называются вырожденными.

Вывод: АО характеризуется определенным набором n, l, m l , т.е. определенными размерами, формой и ориентацией в пространстве.

4. Cпиновое квантовое число (m s )

«спин» - «веретено»

определяет - собственный механический момент электрона, связанный с вращением его вокруг своей оси

принимает значения – (-1/2· h/2) или (+1/2· h/2)

n = 3

l = 1

m l = -1, 0, +1

m s = + 1/2

Принципы и правила

Электронные конфигурации атомов

(в виде формул электронных конфигураций)

Указывают цифрами номер энергетического уровня

Указывают буквами энергетический подуровень (s, p, d, f );

Показатель степени подуровня означает число

электронов на данном подуровне

19 К 1s2 2s2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1

минимальной

Электроны в атоме занимают наиболее низкое энергетическое состояние, отвечающее наиболее устойчивому его состоянию.

1s 2s 2 p 3 s 3 p 3 d 4 s 4 p 4 d 4 f

Увеличение Е

Клечковского

Электроны размещаются последовательно на орбиталях, характеризуемых возрастанием суммы главного и орбитального квантовых чисел (n+l) ; при одинаковых значениях этой суммы раньше заполняется орбиталь с меньшим значением главного квантового числа n

1 s <2 s < 2 p = 3 s < 3 p = 4 s < 3 d = 4 p и т. д

Состав атома.

Атом состоит из атомного ядра и электронной оболочки .

Ядро атома состоит из протонов (p + ) и нейтронов (n 0). У большинства атомов водорода ядро состоит из одного протона.

Число протонов N (p + ) равно заряду ядра (Z ) и порядковому номеру элемента в естественном ряду элементов (и в периодической системе элементов).

N (p +) = Z

Сумма числа нейтронов N (n 0), обозначаемого просто буквой N , и числа протонов Z называется массовым числом и обозначается буквой А .

A = Z + N

Электронная оболочка атома состоит из движущихся вокруг ядра электронов (е -).

Число электронов N (e -) в электронной оболочке нейтрального атома равно числу протонов Z в его ядре.

Масса протона примерно равна массе нейтрона и в 1840 раз больше массы электрона, поэтому масса атома практически равна массе ядра.

Форма атома - сферическая. Радиус ядра примерно в 100000 раз меньше радиуса атома.

Химический элемент - вид атомов (совокупность атомов) с одинаковым зарядом ядра (с одинаковым числом протонов в ядре).

Изотоп - совокупность атомов одного элемента с одинаковым числом нейтронов в ядре (или вид атомов с одинаковым числом протонов и одинаковым числом нейтронов в ядре).

Разные изотопы отличаются друг от друга числом нейтронов в ядрах их атомов.

Обозначение отдельного атома или изотопа: (Э - символ элемента), например: .

Строение электронной оболочки атома

Атомная орбиталь - состояние электрона в атоме. Условное обозначение орбитали - . Каждой орбитали соответствует электронное облако.

Орбитали реальных атомов в основном (невозбужденном) состоянии бывают четырех типов: s , p , d и f .

Электронное облако - часть пространства, в которой электрон можно обнаружить с вероятностью 90 (или более) процентов.

Примечание : иногда понятия "атомная орбиталь" и "электронное облако" не различают, называя и то, и другое "атомной орбиталью".

Электронная оболочка атома слоистая. Электронный слой образован электронными облаками одинакового размера. Орбитали одного слоя образуют электронный ("энергетический") уровень , их энергии одинаковы у атома водорода, но различаются у других атомов.

Однотипные орбитали одного уровня группируются в электронные (энергетические) подуровни:
s -подуровень (состоит из одной s -орбитали), условное обозначение - .
p -подуровень (состоит из трех p
d -подуровень (состоит из пяти d -орбиталей), условное обозначение - .
f -подуровень (состоит из семи f -орбиталей), условное обозначение - .

Энергии орбиталей одного подуровня одинаковы.

При обозначении подуровней к символу подуровня добавляется номер слоя (электронного уровня), например: 2s , 3p , 5d означает s -подуровень второго уровня, p -подуровень третьего уровня, d -подуровень пятого уровня.

Общее число подуровней на одном уровне равно номеру уровня n . Общее число орбиталей на одном уровне равно n 2 . Соответственно этому, общее число облаков в одном слое равно также n 2 .

Обозначения: - свободная орбиталь (без электронов), - орбиталь с неспаренным электроном, - орбиталь с электронной парой (с двумя электронами).

Порядок заполнения электронами орбиталей атома определяется тремя законами природы (формулировки даны упрощенно):

1. Принцип наименьшей энергии - электроны заполняют орбитали в порядке возрастания энергии орбиталей.

2. Принцип Паули - на одной орбитали не может быть больше двух электронов.

3. Правило Хунда - в пределах подуровня электроны сначала заполняют свободные орбитали (по одному), и лишь после этого образуют электронные пары.

Общее число электронов на электронном уровне (или в электронном слое) равно 2n 2 .

Распределение подуровней по энергиям выражается рядом (в прядке увеличения энергии):

1s , 2s , 2p , 3s , 3p , 4s , 3d , 4p , 5s , 4d , 5p , 6s , 4f , 5d , 6p , 7s , 5f , 6d , 7p ...

Наглядно эта последовательность выражается энергетической диаграммой:

Распределение электронов атома по уровням, подуровням и орбиталям (электронная конфигурация атома) может быть изображена в виде электронной формулы, энергетической диаграммы или, упрощенно, в виде схемы электронных слоев ("электронная схема").

Примеры электронного строения атомов:

Валентные электроны - электроны атома, которые могут принимать участие в образовании химических связей. У любого атома это все внешние электроны плюс те предвнешние электроны, энергия которых больше, чем у внешних. Например: у атома Ca внешние электроны - 4s 2 , они же и валентные; у атома Fe внешние электроны - 4s 2 , но у него есть 3d 6 , следовательно у атома железа 8 валентных электронов. Валентная электронная формула атома кальция - 4s 2 , а атома железа - 4s 2 3d 6 .

Периодическая система химических элементов Д. И. Менделеева
(естественная система химических элементов)

Периодический закон химических элементов (современная формулировка): свойства химических элементов, а также простых и сложных веществ, ими образуемых, находятся в периодической зависимости от значения заряда из атомных ядер.

Периодическая система - графическое выражение периодического закона.

Естественный ряд химических элементов - ряд химических элементов, выстроенных по возрастанию числа протонов в ядрах их атомов, или, что то же самое, по возрастанию зарядов ядер этих атомов. Порядковый номер элемента в этом ряду равен числу протонов в ядре любого атома этого элемента.

Таблица химических элементов строится путем "разрезания" естественного ряда химических элементов на периоды (горизонтальные строки таблицы) и объединения в группы (вертикальные столбцы таблицы) элементов, со сходным электронным строением атомов.

В зависимости от способа объединения элементов в группы таблица может быть длиннопериодной (в группы собраны элементы с одинаковым числом и типом валентных электронов) и короткопериодной (в группы собраны элементы с одинаковым числом валентных электронов).

Группы короткопериодной таблицы делятся на подгруппы (главные и побочные ), совпадающие с группами длиннопериодной таблицы.

У всех атомов элементов одного периода одинаковое число электронных слоев, равное номеру периода.

Число элементов в периодах: 2, 8, 8, 18, 18, 32, 32. Большинство элементов восьмого периода получены искусственно, последние элементы этого периода еще не синтезированы. Все периоды, кроме первого начинаются с элемента, образующего щелочной металл (Li, Na, K и т. д.), а заканчиваются элементом, образующим благородный газ (He, Ne, Ar, Kr и т. д.).

В короткопериодной таблице - восемь групп, каждая из которых делится на две подгруппы (главную и побочную), в длиннопериодной таблице - шестнадцать групп, которые нумеруются римскими цифрами с буквами А или В, например: IA, IIIB, VIA, VIIB. Группа IA длиннопериодной таблицы соответствует главной подгруппе первой группы короткопериодной таблицы; группа VIIB - побочной подгруппе седьмой группы: остальные - аналогично.

Характеристики химических элементов закономерно изменяются в группах и периодах.

В периодах (с увеличением порядкового номера)

• увеличивается заряд ядра,
• увеличивается число внешних электронов,
• уменьшается радиус атомов,
• увеличивается прочность связи электронов с ядром (энергия ионизации),
• увеличивается электроотрицательность,
• усиливаются окислительные свойства простых веществ ("неметалличность"),
• ослабевают восстановительные свойства простых веществ ("металличность"),
• ослабевает основный характер гидроксидов и соответствующих оксидов,
• возрастает кислотный характер гидроксидов и соответствующих оксидов.

В группах (с увеличением порядкового номера)

• увеличивается заряд ядра,
• увеличивается радиус атомов (только в А-группах),
• уменьшается прочность связи электронов с ядром (энергия ионизации; только в А-группах),
• уменьшается электроотрицательность (только в А-группах),
• ослабевают окислительные свойства простых веществ ("неметалличность"; только в А-группах),
• усиливаются восстановительные свойства простых веществ ("металличность"; только в А-группах),
• возрастает основный характер гидроксидов и соответствующих оксидов (только в А-группах),
• ослабевает кислотный характер гидроксидов и соответствующих оксидов (только в А-группах),
• снижается устойчивость водородных соединений (повышается их восстановительная активность; только в А-группах).

Задачи и тесты по теме "Тема 9. "Строение атома. Периодический закон и периодическая система химических элементов Д. И. Менделеева (ПСХЭ)"."

• Периодический закон - Периодический закон и строение атомов 8–9 класс
  Вы должны знать: законы заполнения орбиталей электронами (принцип наименьшей энергии, принцип Паули, правило Хунда), структуру периодической системы элементов.

  Вы должны уметь: определять состав атома по положению элемента в периодической системе, и, наоборот, находить элемент в периодической системе, зная его состав; изображать схему строения, электронную конфигурацию атома, иона, и, наоборот, определять по схеме и электронной конфигурации положение химического элемента в ПСХЭ; давать характеристику элемента и образуемых им веществ по его положению в ПСХЭ; определять изменения радиуса атомов, свойств химических элементов и образуемых ими веществ в пределах одного периода и одной главной подгруппы периодической системы.

  Пример 1. Определите количество орбиталей на третьем электронном уровне. Какие это орбитали?
  Для определения количества орбиталей воспользуемся формулой N орбиталей = n 2 , где n - номер уровня. N орбиталей = 3 2 = 9. Одна 3s -, три 3p - и пять 3d -орбиталей.

  Пример 2. Определите, у атома какого элемента электронная формула 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 1 .
  Для того, чтобы определить, кокой это элемент, надо выяснить его порядковый номер, который равен суммарному числу электронов атома. В данном случае: 2 + 2 + 6 + 2 + 1 = 13. Это алюминий.

  Убедившись, что все необходимое усвоено, переходите к выполнению заданий. Желаем успехов.

  
  Рекомендованная литература:
  • О. С. Габриелян и др. Химия 11 кл. М., Дрофа, 2002;
  • Г. Е. Рудзитис, Ф. Г. Фельдман. Химия 11 кл. М., Просвещение, 2001.

Лекция: Строение электронных оболочек атомов элементов первых четырех периодов: s-, p- и d-элементы

Строение атома

XX столетие является временем изобретения "модели строения атома". Исходя из предоставленного строения, удалось выработать следующую гипотезу: вокруг достаточно маленького по объему и размеру ядра, электроны совершают перемещения, схожие с перемещением планет вокруг Солнца. Последующее изучение атома показало, что сам атом и его строение гораздо сложнее, чем было установлено раньше. И в настоящее время, при огромных возможностях в научной сфере, атом исследован не до конца. Такие составляющие, как атом и молекулы, считаются предметами микромира. Поэтому данные части человек не способен рассмотреть самостоятельно. В этом мире установлены совершенно иные законы и правила, отличающиеся от макромира. Исходя из этого, исследование атома ведется на его модели.

Любому атому присвоен порядковый номер, закрепленный в Периодической таблице Менделеева Д.И. К примеру, порядковый номер атома фосфора (Р) - 15.

Итак, атом состоит из протонов (p + ) , нейтронов (n 0 ) и электронов (e - ). Протоны и нейтроны образуют ядро атома, оно имеет положительный заряд. А электроны, совершающие перемещения вокруг ядра, «конструируют» электронную оболочку атома, имеющую отрицательный заряд.

Сколько электронов в атоме? Это легко узнать. Достаточно посмотреть порядковый номер элемента в таблице.

Так, число электронов фосфора равно 15 . Количество электронов, содержащихся в оболочке атома, строго равно числу протонов, содержащихся в ядре. Значит и протонов в ядре атома фосфора 15 .

Масса протонов и нейтронов, составляющих массу ядра атома, одинакова. А электроны меньше в 2000 раз. Это означает что вся масса атома сосредоточена в ядре, массой электронов пренебрегают. Массу ядра атома мы также можем узнать из таблицы. Посмотрите изображение фосфора в таблице. Внизу мы видим обозначение 30, 974 – это и есть масса ядра фосфора, его атомная масса. При записи мы округляем эту цифру. Исходя из сказанного, запишем строение атома фосфора следующим образом:

(внизу слева написали заряд ядра – 15, вверху слева округленное значение массы атома – 31).

Ядро атома фосфора:

(внизу слева пишем заряд: протоны имеют заряд равный +1, а нейтроны не заряжены, то есть заряд 0; вверху слева масса протона и нейтрона, равная 1 – условная единица массы атома; заряд ядра атома равен числу протонов в ядре, значит р=15, а число нейтронов нужно посчитать: из атомной массы вычесть заряд, т.е. 31 – 15 = 16).

Электронная оболочка атома фосфора включает в себя 15 отрицательно заряженных электронов, уравновешивающих положительно заряженные протоны. Поэтому, атом – электронейтральная частица.

Энергетические уровни

Рис.1

Далее нам необходимо подробно разобрать как распределяются электроны в атоме. Их движение не хаотично, а подчинено конкретному порядку. Какие - то из имеющихся электронов, притягиваются к ядру с достаточно большой силой, а другие наоборот, притягиваются слабо. Первопричина такого поведения электронов скрывается в разной степени удаленности электронов от ядра. То есть, ближе находящийся к ядру электрон, станет прочнее с ним взаимосвязан. Эти электроны просто нельзя отсоединить от электронной оболочки. Чем электрон дальше от ядра, тем проще «вытащить» его из оболочки. Так же, запас энергии электрона возрастает, по мере удаления от ядра атома. Энергия электрона определяется главным квантовым числом n, равняющимся любому натуральному числу (1,2,3,4…). Электроны, имеющие одинаковое значение n, образуют один электронный слой, как бы отгораживаясь от иных электронов, передвигающихся на удаленном расстоянии. На рисунке 1 изображены электронные слои, содержащиеся в электронной оболочке, в центре ядро атома.

Вы можете заметить, как по мере удаления от ядра увеличивается объем слоя. Следовательно, чем дальше слой от ядра, тем больше в нем электронов.

Электронный слой, содержит в себе электроны, сходные по показателям энергии. Из – за этого, такие слои нередко именуют энергетическими уровнями. Сколько же уровней может содержать атом? Количество энергетических уровней равно номеру периода в таблице Менделеева Д.И. в котором находится элемент. К примеру, фосфор (Р) находится в третьем периоде, значит атом фосфора имеет три энергетических уровня.

Рис. 2

Как узнать максимальное количество электронов, располагающихся на одном электронном слое? Для этого используем формулу N max = 2n 2 , где n – это номер уровня.

Получим, что первый уровень содержит всего 2 электрона, второй – 8, третий – 18, четвертый – 32.

Каждый энергетический уровень содержит в себе подуровни. Их буквенные обозначения: s-, p-, d- и f- . Посмотрите на рис. 2:

Разным цветом обозначены энергетические уровни, а полосками разной толщины подуровни.

Самый тонкий подуровень обозначается буквой s . 1s – это s-подуровень первого уровня, 2s – это s-подуровень второго уровня и так далее.

На втором энергетическом уровне появился p-подуровень, на третьем – d-подуровень, а на четвертом f-подуровень.

Запомните увиденную закономерность: первый энергетический уровень включает одну s-подуровень, второй два s- и p- подуровня, третий три s-, p- и d-подуровня, а четвертый уровень четыре s-, p-, d- и f-подуровня.

На s-подуровне могут находится только 2 электрона, на p-подуровне- максимум 6 электронов, на d-подуровне - 10 электронов, а на f-подуровне до 14 электронов.

Электронные орбитали

Область (место) где может находится электрон называется электронным облаком или орбиталью. Имейте ввиду, что говорится о вероятной области нахождении электрона, поскольку скорость его движения в сотни тысяч раз больше скорости движения иглы швейной машинки. Графически эта область изображается в виде ячейки:

В одной ячейке может находится два электрона. Судя по рисунку 2 можно сделать вывод о том, что s-подуровень, включающий не более двух электронов может содержать только одну s-орбиталь, обозначается одной ячейкой; p-подуровень имеет три р-орбитали (3 ячейки), d-подуровень пять d-орбиталей (5 ячеек), а f-подуровень семь f-орбиталей (7 ячеек).

Форма орбитали зависит от орбитального квантового числа (l - эль) атома. Атомный энергетический уровень, берет начало с s – орбитали, имеющей l = 0. Представленная орбиталь имеет сферическую форму. На уровнях, идущих после s - орбитали, образуются p – орбитали с l = 1. P - орбитали напоминают форму гантели. Орбиталей, имеющих данную форму, всего три. Каждая возможная орбиталь содержит в себе не больше 2 – ух электронов. Далее располагаются более сложного строения d -орбитали (l = 2), а за ними f -орбитали (l = 3).

Рис. 3 Форма орбиталей

Электроны в орбиталях изображаются в виде стрелочек. Если орбитали содержат по одному электрону, то они однонаправленны – стрелкой вверх:

Если же в орбитали два электрона, то они имеют два направления: стрелкой вверх и стрелкой вниз, т.е. электроны разнонаправленны:

Такое строение электронов называется валентным.

Существуют три условия наполнения атомных орбиталей электронами:

1 условие: Принцип минимального количества энергии. Заполнение орбиталей начинается с подуровня, имеющего минимальную энергию. Согласно данному принципу подуровни заполняются в таком порядке: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 6 5s 2 4d 10 5р 6 6s 2 5d 1 4f 14 ... Как мы видим, в некоторых случаях электрону энергетически выгоднее занять место в подуровне вышележащего уровня, хотя подуровень нижележащего уровня не заполнен. Например, валентная конфигурация атома фосфора выглядит так:

Рис. 4

2 условие: Принцип Паули. Одна орбиталь включает 2 электрона (электронную пару) и не больше. Но возможно и содержание всего одного электрона. Его именуют неспаренным.

3 условие: Правило Хунда. Каждую орбиталь одного подуровня сначала заполняют по одному электрону, затем в них добавляются по второму электрону. В жизни мы видели аналогичную ситуацию, когда незнакомые пассажиры автобуса сначала занимают по одному все свободные сидения, а потом рассаживаются по два.

Электронная конфигурация атома в основном и возбужденном состоянии

Энергия атома, находящегося в основном состоянии, наименьшая. Если атомы начинают получать энергию из вне, к примеру, когда вещество нагревается, то они из основного состояния переходят в возбужденное. Этот переход возможен при наличии свободных орбиталей, на которые могут переместиться электроны. Но это временно, отдавая энергию, возбужденный атом возвращается в своё основное состояние.

Закрепим полученные знания на примере. Рассмотрим электронную конфигурацию, т.е. сосредоточение электронов по орбиталям атома фосфора в основном (невозбужденном состоянии). Еще раз обратимся к рис. 4. Итак, вспомним, что атом фосфора имеет три энергетических уровня, которые изображаются полудугами: +15)))

Распределим, имеющиеся 15 электронов на эти три энергетических уровня:

Такие формулы называются электронными конфигурациями. Есть еще электронно – графические, они иллюстрируют размещение электронов внутри энергетических уровней. Электронно – графическая конфигурация фосфора выглядит так: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 3 (здесь большие цифры – это номера энергетических уровней, буквы – это подуровни, а маленькие цифры – количество электронов подуровня, если их сложить, получится число 15).

В возбужденном состоянии атома фосфора 1 электрон переходит с 3s-орбитали на 3d-орбиталь, а конфигурация выглядит так: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 3p 3 3d 1 .